Просторова структура молекул залежить від просторової спрямованості перекривання електронних хмар числом атомів в молекулі і числом електронних пар зв'язків за рахунок неподіленого електронів. Існує кілька типів зв'язку. Зв'язок, утворена перекриванням атомних орбіталей по лінії, що з'єднує ядра взаємодіючих атомів, називається # 963; -зв'язком. Сигма-зв'язок може виникати при перекривання s-орбіталей, s і р-орбіталей, d-орбіталей, а також d і s-орбіталей, d і p-орбіталей і f-орбіталей один з одним і іншими орбиталями. Сигма-зв'язок зазвичай охоплює два атома і не має ніяких прав за їх межі, тому є локалізованої двухцентровой зв'язком. Вона має осьову симетрію, і обидва атоми можуть обертатися уздовж лінії зв'язку, тобто тієї уявної лінії, яка проходить через ядра хімічно пов'язаних атомів. Це виключає можливість утворення просторових ізомерів.
Після утворення між двома атомами # 963;-зв'язку, для інших електронних хмар тієї ж форми і з тим же головним квантовим числом залишається тільки можливість бічного перекривання по обидві сторони від лінії зв'язку, через яку в цьому випадку проходить одна вузлова площина. Зв'язок, утворена перекриванням атомних орбіталей по обидва боки лінії, що з'єднує ядра атомів (бічні перекривання), називається p-зв'язком. Пі-зв'язок може утворюватися при перекривання р і р-орбіталей, р і d-орбіталей, d і d-орбіталей, а також f і p-. f і f-орбіталей.
Зв'язок, утворена перекриванням d-орбіталей усіма чотирма пелюстками, називається # 948; -зв'язком (дельта-зв'язок). Відповідно s-елементи можуть утворювати лише # 963;-зв'язку; р-елементи - # 963; і p-зв'язку, d-елементи - # 948 ;, p і # 963;-зв'язку, а f-елементи - # 948; -, p-, # 963; - і ще більш складні зв'язки. У зв'язку з меншим перекриванням атомних орбіталей міцність у p- і # 948; -зв'язків нижче, ніж у # 963; -зв'язків.
При накладенні p-зв'язку на # 963;-зв'язок утворюється подвійний зв'язок. наприклад в молекулах кисню (О = О), етилену (СН2 = СН2), діоксиду вуглецю (0 = С = 0). Хоча енергія p-зв'язку менше, ніж енергія # 963;-зв'язку, однак сумарна енергія подвійного зв'язку вище енергії одинарного зв'язку, а довжина подвійного зв'язку менше довжини одинарного зв'язку.
При накладенні двох p-зв'язків на # 963;-зв'язок виникає потрійний зв'язок. наприклад в молекулах азоту (N ≡ N) і ацетилену (СН ≡ СН). Енергія потрійний зв'язку вище, а довжина зв'язку менше, ніж енергії і довжини простий і подвійний зв'язків. Число зв'язків між атомами називається кратністю зв'язку. Кожна кратна зв'язок завжди містить тільки одну # 963;-зв'язок. число # 963; -зв'язків, які утворює центральний атом в складних молекулах або іони, визначає для нього значення координаційного числа. Наприклад, в молекулі NH3 і йоні NH4 + для атома азоту воно дорівнює трьом і чотирьом відповідно.
Освіта # 963; -зв'язків фіксує просторове положення атомів відносно один одного, тому число # 963; -зв'язків і кути між лініями зв'язку, які називають валентними, визначають просторову геометричну конфігурацію молекул і комплексних іонів, що знаходить відображення у відповідних моделях.
Зв'язки, утворені атомом за рахунок орбіталей з різним значенням орбітального квантового числа, повинні бути енергетично нерівноцінними, що, однак, не підтверджується експериментом. Протиріччя усувається ідеєю гібридизації, запропонованої Л. Полингом (1901). Гібрідізацііей називають освіту однакових по енергії і формі орбіталей атома в результаті складання різних по енергії і формі орбіталей при порушенні цього атома. При цьому орбіталі різної симетрії змішуються і переходять в гібридні атомні орбіталі однакової форми і однакової усередненої енергії, що забезпечує рівноцінність утворених ними зв'язків.
Можливість гібридизації визначають три умови:
1) Невелика різниця в енергії вихідних атомних орбіталей, зі збільшенням цієї різниці зменшується стійкість їх гібридного стану і міцність утворених ними зв'язків.
2) Достатня щільність електродних хмар, що визначається значенням головного квантового числа.
3) Достатня ступінь перекривання атомних орбіталей з огрбіталямі інших атомів при утворенні зв'язків, що закріплює гібридне стан і робить його більш стійким.
Число гібридних орбіталей дорівнює числу вихідних. При змішуванні s і р-орбіталей утворюється дві sp-гібридних орбіталі. кут між осями яких дорівнює 180 °.
Дві sp-орбіталі можуть утворювати дві s-зв'язку (BeH2. ZnCl2). Ще дві s-зв'язку можуть утворитися, якщо на двох p-орбіталях, які не беруть участі в гібридизації, знаходяться електрони (ацетилен C2 H2). Молекули, в яких здійснюється sp-гібридизація, мають лінійну геометрію.
При змішуванні s- і двох р-орбіталей утворюється три sp 2 -гібрідние орбіталі. кут між осями яких дорівнює 120 °.
Три sp 2 орбіталі можуть утворювати три s-зв'язку (BF3. AlCl3). Ще одна зв'язок (s-зв'язок) може утворитися, якщо на p-орбіталі, що не бере участь в гібридизації, знаходиться електрон (етилен C2 H4). Молекули, в яких здійснюється sp 2-гібридизація, мають пласку геометрію.
При змішуванні s і трьох р-орбіталей - четиреsp 3 -гібрідних орбіталі. кут між осями яких дорівнює 109 ° 28 '. Молекули, в яких здійснюється sp 3-гібридизація, мають тетраедричних геометрію (CH4. NH3).
Форма гібридних атомних орбіталей відрізняється від форми вихідних. У гібридної атомної орбіталі електронна щільність зміщується в одну сторону від ядра, тому при взаємодії її з атомної орбиталью іншого атома відбувається максимальне перекривання, яке призводить до підвищення енергії зв'язку. Це підвищення енергії зв'язку компенсує енергію, необхідну на освіту гібридної орбіталі. В результаті хімічні зв'язки, утворені гібридними орбиталями міцніше, а отримана молекула - більш стійка.
Геометрична конфігурація молекул повністю визначається типом гібридних орбіталей центрального атома тільки за умови, що всі гібридні атомні орбіталі беруть участь в утворенні зв'язків. Якщо хоча б на одній з них залишається неподіленого електронних пари, то конфігурація, яка визначається типом гібридизації, реалізується в повному обсязі (табл. 2).
Лінійної конфігурацією володіють молекули, утворені або двома атомами (незалежно від типу гібридизації, наприклад, КВr), або центральний атом яких має sp-гібридизацією (ZnCl2. BeF2). Кут між зв'язками в даному випадку становить 180 0.
Можлива геометрична конфігурація
молекул при sp 3-гібридизації
Число неподіленого пар
У разі, коли центральний атом має два неспарених р-електрона, то відбувається sp 2 - або dp 2 - гібридизація. За умови, що всі гібридні атомні орбіталі беруть участь в утворенні зв'язку конфігурація молекули - плоска трігональная, а кут між атомами 120 0 (BCl3. AlF3). Якщо одна гібридна орбіталь не бере участі в утворенні зв'язку (H2 S, H2 O), то конфігурація молекули не змінюється, а кут між зв'язками зменшується в H2 S до 92 0. а в H2 O до 105 0. що пов'язано з відштовхуванням неподіленої пари центрального атома (сірки або кисню) від двох гібридних орбіталей, перекритих s -орбіталямі водню.
При sp 3-гібридизації участь чотирьох гібридних атомних орбіталей в зв'язку призводить до утворення молекули з конфігурацією тетраедра і кутом між зв'язками - 109 0 28 ¢ (СН4. CCl4. SiН4). Якщо в утворенні зв'язку одна гібридна орбіталь участі не бере, то утворюється молекула у вигляді тригональной піраміди з кутом між зв'язками 108 0 (NН3).
Більш складні види гібридизації призводять до утворення більш складної просторової конфігурації молекул. Наприклад, у сірки можлива sp 3 d 2-гібридизація, яка призводить до октаедричної конфігурації молекул.
Таким чином, просторова структура молекул залежить від типу гібридизації центрального атома і числа неподіленого пар. Освіта p-зв'язків стабілізує стан молекули.
Генерація сторінки за: 0.003 сек.